Quels sont quelques exemples de processus exothermiques et endothermiques ?

Des exemples de processus exothermiques comprennent la combustion du charbon, la formation de rouille et la dissolution de la chaux vive dans l'eau. D'autre part, certains processus endothermiques incluent la dissolution du chlorure d'ammonium dans l'eau et la formation d'oxyde nitrique.



Dans les réactions chimiques, de l'énergie est nécessaire pour rompre les liaisons atomiques. Lorsque les atomes se réorganisent pour former de nouvelles liaisons chimiques, de l'énergie est libérée sous forme de chaleur. Dans les réactions exothermiques, l'énergie totale libérée est supérieure à l'énergie totale dépensée pour rompre les liaisons. Cependant, pour les réactions endothermiques, l'énergie totale dépensée est supérieure à l'énergie totale libérée par la formation des nouvelles liaisons. À cet égard, les processus exothermiques provoquent un dégagement de chaleur dans la région environnante, tandis que les processus endothermiques entraînent l'absorption de chaleur de l'environnement environnant.

Exemples de réactions exothermiques

Combustion du charbon La combustion du charbon entraîne l'émission de grandes quantités d'énergie thermique. Cette chaleur peut être utilisée pour la production de vapeur, la cuisson et d'autres applications industrielles. L'équation de combustion du charbon peut être représentée par :

Carbone + Oxygène bon ¢ ?? ÛÊ ?? Ûª Dioxyde de carbone + Chaleur

C(s) + O2 (g) Ì¢??ÛÊ??Ûª CO2 (g) + Chaleur

Rouille de fer Le fer métallique réagit avec l'oxygène et l'eau pour former de la rouille ??âÂ??ÛÏLa substance rouge-orange-brun sur le fer corrodé. Cette réaction chimique libère une petite quantité d'énergie thermique d'où un processus exothermique. L'équation de formation de la rouille peut être représentée par :

Fer + Oxygène + Eau classé ¢ ?? ÛÊ ?? Ûª Oxyde de fer hydraté + Chaleur

Fe(s) + O2 (g) + H2O(l) Ì¢??ÛÊ??Ûª Fe(OH)3(s) + Chaleur

Ajouter de l'eau à la chaux vive Dans la préparation du badigeon, l'ajout d'eau à la chaux vive entraîne un gain de température. Cette réaction exothermique peut être représentée par l'équation suivante :

Oxyde de Calcium + Eau Ì¢??ÛÊ??Ûª Hydroxyde de Calcium + Chaleur

CaO (s) + H2O (l) ¢ ¢ ?? ÛÊ ?? Ûª Ca (OH) 2 (aq) + Chaleur

Réaction du zinc et de l'acide chlorhydrique La réaction du zinc avec l'acide chlorhydrique entraîne un gain de température de la solution aqueuse. Cette équation peut s'écrire sous la forme :

Zinc + Acide chlorhydrique Ì¢??ÛÊ??Ûª Chlorure de zinc + Hydrogène gazeux + Chaleur

Zn (s) + 2HCl (aq) Ì ¢ ?? ÛÊ ?? Ûª ZnCl2 (aq) + H2 (g) + Chaleur

Exemples de réactions endothermiques

Dissolution du chlorure d'ammonium dans l'eau La dissolution du chlorure d'ammonium dans l'eau entraîne l'absorption de l'énergie thermique du milieu environnant, d'où une baisse de température de la solution. Cette réaction endothermique peut être représentée par :

Chlorure d'ammonium + eau Ì ¢ ?? ÛÊ ?? Ûª Solution de chlorure d'ammonium Ì ¢ ?? â ?? ÛÏ Chaleur

NH4Cl (s) + H2O (l) Ì ¢ ?? ÛÊ ?? Ûª NH4Cl (aq) Ì ¢ ?? â ?? ÛÏ Chaleur

Dissolution du thiosulfate de sodium dans l'eau Les cristaux de thiosulfate de sodium se dissolvent dans l'eau, ce qui entraîne la formation d'une solution aqueuse à basse température. Ce processus endothermique peut être représenté à l'aide de l'équation suivante.

Thiosulfate de sodium + eau Ì¢??ÛÊ??ÛªSolution de thiosulfate de sodium - Chaleur

Na2S2O3.5H2O + H2O s ¢ ?? ÛÊ ?? Ûª Ns2SO3 (aq) - Chaleur

Formation d'oxyde nitrique L'oxygène et l'azote ne réagissent pas à température ambiante, cependant à haute température ; ils subissent une réaction endothermique aboutissant à la formation de divers oxydes d'azote. Un tel processus peut se produire dans les moteurs à combustion interne, les chaudières à vapeur fonctionnant au combustible et naturellement lors d'un coup de foudre. La réaction chimique pour la formation d'oxyde nitrique peut être écrite comme :

Azote gazeux + Oxygène gazeux Ì¢??ÛÊ??Ûª Oxyde nitrique gazeux - Chaleur

N2 (g) + O2 (g) + Ì ¢ ?? ÛÊ ?? Ûª 2NO (g) - Chaleur